Equilibrio químico Capítulo 14

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1 Equilibrio químico Capítulo 14
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2 Equilibrio físico Equilibrio químico
Equilibrio: es un estado en el cual no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo. Equilibrio químico, se alcanza cuando: Los reactivos se transforman en productos con la misma velocidad que los productos vuelven a transformarse en reactivos. La concentración de los reactivos y productos permanecen constantes. Equilibrio físico H2O (l) H2O (g) Equilibrio químico N2O4 (g) 2NO2 (g) 14.1

3 N2O4 (g) 2NO2 (g) equilibrio equilibrio equilibrio Empieza con NO2
Empieza con NO2 y N2O4 14.1

4 constante 14.1

5 N2O4 (g) 2NO2 (g) K = [NO2]2 [N2O4] = 4.63 x 10-3 aA + bB cC + dD K =
Ley de acción de masas 14.1

6 Podemos concluir: [C]c[D]d aA + bB cC + dD K = [A]a[B]b
Si K >> 1 se favorece la formación de productos Si K << 1 se favorece la formación de reactivos 14.1

7 Equilibrio homogéneo se aplica a las reacciones donde todas las especies reaccionantes se encuentran en la misma fase. N2O4 (g) NO2 (g) Kp = NO2 P2 N2O4 P Kc = [NO2]2 [N2O4] En la mayoría de los casos: Kc  Kp aA (g) + bB (g) cC (g) + dD (g) Kp = Kc(RT)Dn Dn = moles de productos gaseosos – moles de reactantes gaseosos = (c + d) – (a + b) 14.2

8 ‘ ‘ Equilibrio homogéneo
CH3COOH (ac) + H2O (l) CH3COO- (ac) + H3O+ (ac) [CH3COO-][H3O+] [CH3COOH][H2O] Kc = ‘ [H2O] = constante [CH3COO-][H3O+] [CH3COOH] = Kc [H2O] ‘ Kc = La constante de equilibrio es adimensional 14.2

9 Las concentraciones de equilibrio de la reacción entre monóxido de carbono y cloro molecular para formar COCl2 (g) a una temperatura de 74°C son: [CO] = M, [Cl2] = M, y [COCl2] = 0.14 M. Calcular las constantes de equilibrio Kc y Kp. CO (g) + Cl2 (g) COCl2 (g) [COCl2] [CO][Cl2] = 0.14 0.012 x 0.054 Kc = = 220 Kp = Kc(RT)Dn Dn = 1 – 2 = -1 R = T = = 347 K Kp = 220 x ( x 347)-1 = 7.7 14.2

10 La constante de equilibrio Kp para la reacción
es 158 a una temperatura de 1000K. ¿Cuál es la presión de equilibrio del O2 si la PNO2 = atm y la PNO = atm? 2NO2 (g) NO (g) + O2 (g) 2 Kp = 2 PNO PO PNO PO 2 = Kp PNO PO 2 = 158 x (0.400)2/(0.270)2 = 347 atm 14.2

11 Equilibrio heterogéneo: se aplica a las reacciones donde los reactantes y los productos están en diferentes fases. CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) Kc = ‘ [CaO][CO2] [CaCO3] [CaCO3] = constante [CaO] = constante Kc x ‘ [CaCO3] [CaO] Kc = [CO2] = Kp = PCO 2 La concentración de sólidos y líquidos puros no se considera en la expresión para la constante de equilibrio. 14.2

12 no depende de la cantidad de: CaCO3 o CaO
CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) PCO 2 = Kp PCO 2 no depende de la cantidad de: CaCO3 o CaO 14.2

13 Considerar el siguiente equilibrio a 295 K:
La presión parcial de cada gas es de atm. Calcular Kp y Kc para la reacción. NH4HS (s) NH3 (g) + H2S (g) Kp = P NH3 H2S P = x = Kp = Kc(RT)Dn Kc = Kp(RT)-Dn Dn = 2 – 0 = 2 T = 295 K Kc = x ( x 295)-2 = 1.20 x 10-4 14.2

14 ‘ ‘ ‘ ‘ ‘ Kc = [C][D] [A][B] Kc = [E][F] [C][D] Kc A + B C + D Kc
C + D E + F [E][F] [A][B] Kc = A + B E + F Kc Kc = Kc ‘ x Si una reacción puede ser expresada como la suma de dos o mas reacciones, la constante de equilibrio de toda la reacción está dada por el producto de las constantes de equilibrio de cada reacción. 14.2

15 ‘ N2O4 (g) 2NO2 (g) 2NO2 (g) N2O4 (g) = 4.63 x 10-3 K = [NO2]2 [N2O4]
= 216 Cuando la ecuación de una reacción reversible está escrita en dirección opuesta, la constante de equilibrio se convierte en el recíproco de la constante de equilibrio original. 14.2

16 Expresiones de constante de equilibrio
Las concentraciones de las especies en reacción en la fase condensada se expresan en M. En la fase gaseosa, las concentraciones pueden ser expresadas en M o en atm. Las concentraciones de los sólidos puros, líquidos puros y solventes no aparecen en las expresiones de constante de equilibrio. La constante de equilibrio es una cantidad sin dimensiones. Al calcular el valor de la constante de equilibrio, se debe especificar la ecuación balanceada y la temperatura. Si una reacción puede ser expresada como la suma de dos o más reacciones, la constante de equilibrio para toda la reacción está determinada por el producto de las constantes de equilibrio de cada una de las reacciones. 14.2

17 Cinética química y equilibrio químico
velocidadf = kf [A][B]2 A + 2B AB2 kf kr velocidadr = kr [AB2] Equilibrio velocidadf = velocidadr kf [A][B]2 = kr [AB2] kf kr [AB2] [A][B]2 = Kc = 14.3

18 Qc = Kc el sistema se encuentra en equilibrio
El cociente de una reacción (QC) se calcula sustituyendo las concentraciones iniciales de los reactantes y productos en la expresión de la constante de equilibrio (KC) Si: Qc > Kc el sistema procede de derecha a izquierda para alcanzar el equilibrio Qc = Kc el sistema se encuentra en equilibrio Qc < Kc el sistema procede de izquierda a derecha para alcanzar el equilibrio 14.4

19 Cálculo de concentraciones de equilibrio
Expresar las concentraciones de equilibrio de todas las especies en términos de las concentraciones iniciales y como una incógnita x, que representa el cambio de concentración. Escribir la expresión de la constante de equilibrio en términos de las concentraciones de equilibrio. Sabiendo el valor de la constante de equilibrio, despejar x. Teniendo el valor de x, calcular las concentraciones de equilibrio de todas las especies. 14.4

20 HIELO A 12800C la constante de equilibrio (Kc) para la reacción
Es de 1.1 x Si las concentraciones iniciales son [Br2] = M y [Br] = M, calcular las concentraciones de estas especies en equilibrio. Br2 (g) Br (g) Dejamos a “x” como el cambio en la concentración de Br2 Br2 (g) Br (g) HIELO Inicial (M) 0.063 0.012 Cambio (M) -x +2x Equilibrio (M) x x [Br]2 [Br2] Kc = Kc = ( x)2 x = 1.1 x 10-3 Para “x”… 14.4

21 Kc = ( x)2 x = 1.1 x 10-3 4x x = – x 4x x = 0 -b ± b2 – 4ac  2a x = ax2 + bx + c =0 x = x = Br2 (g) Br (g) Inicial (M) Cambio (M) Equilibrio (M) 0.063 0.012 -x +2x x x En equilibrio, [Br] = x = M o M En equilibrio, [Br2] = – x = M 14.4

22 Principio de Le Châtelier
Si una perturbación externa se aplica a un sistema en equilibrio, el sistema se ajusta en cierta forma para que la perturbación se contrarreste parcialmente y el sistema pueda alcanzar una nueva posición de equilibrio. Cambios en la concentración N2 (g) + 3H2 (g) NH3 (g) Se añade NH3 El equilibrio se desplaza hacia la izquierda para disminuir el cambio 14.5

23 Principio de Le Châtelier
Cambios en la concentración Quitar Añadir Quitar Añadir aA + bB cC + dD Desplazamiento del equilibrio Cambio Aumenta la concentración de producto(s) izquierda Decrece la concentración de producto(s) derecha Aumenta la concentración de reactante(s) derecha Decrece la concentración de reactante(s) izquierda 14.5

24 Principio de Le Châtelier
Cambios en volumen y presión A (g) + B (g) C (g) Desplazamiento del equilibrio Cambio Aumenta la presión Al lado con menos moles de gas Disminuye la presión Al lado con más moles de gas Aumenta el volumen Al lado con más moles de gas Disminuye el volumen Al lado con menos moles de gas 14.5

25 Principio de Le Châtelier
Cambios en la temperatura Cambio Rx Exotérmico Rx Endotérmico Aumenta la temperatura K decrece K aumenta Disminuye la temperatura K aumenta K decrece frío caliente 14.5

26 Principio de Le Châtelier
Añadiendo un catalizador no cambia el valor de K no cambia la posición de un sistema en equilibrio el sistema alcanzará más rápido el equilibrio Sin catalizador Con catalizador Un catalizador baja Ea para ambas reacciones. Un catalizador no cambia la constante de equilibrio o mueve el equilibrio. 14.5

27 La vida a grandes alturas y la producción de hemoglobina
La Química en acción La vida a grandes alturas y la producción de hemoglobina Hb (ac) + O2 (ac) HbO2 (ac) Kc = [HbO2] [Hb][O2]

28 La Química en acción: el Proceso Haber
N2 (g) + 3H2 (g) NH3 (g) DH0 = kJ/mol

29 Principio de Le Châtelier
Desplazamiento del equilibrio Cambio en la constante de equilibrio Cambio Concentración sí no Presión sí no Volumen sí no Temperatura sí sí Con catalizador no no 14.5